Некоторые «необычные» случаи взаимодействия металлов

Научно-исследовательская работа, занявшая призовое место на
Республиканской конференции в 2011/2012 учебном году
Автор: Мосолова Маргарита, ученица 10 класса
Научный руководитель: Таранко Ирина Валериановна, учитель химии
ГУО «Гимназия № 3 г. Гродно»
Некоторые «необычные» случаи взаимодействия металлов
с растворами солей
Системы «металл в контакте с раствором соли» встречаются в технике, в
производственных процессах, могут иметь место и в быту. В таких случаях
возникает вопрос о возможности протекания реакций между этими
веществами и их направлении, т.е. о конечных продуктах реакции.
В учебной литературе возможность протекания реакций металлов с
растворами солей обычно определяется следующим образом: металлы,
расположенные в электрохимическом ряду левее, могут вытеснять из
растворов солей металлы, расположенные правее. В качестве примера
обычно приводится уравнение реакции
Fe + CuSO4 = FeSO4 + Cu (1), (2), (3) или
Cu + Hg(NO3)2 = Hg + Cu(NO3)2 (3).
Почему для иллюстрации такого казалось бы понятного свойства нет
примеров с магнием, цинком, алюминием, а в качестве растворов солей не
рассматриваются, например, соли Fe 2+ или Fe 3+? Вероятно, приведенная
трактовка этого свойства металлов не является однозначной и протекание
реакции зависит от определенных особенностей металла и соли в растворе.
В (5) нам встретились уравнения реакций, которые не подчинялись
сформулированному выше свойству:
2FeCl3 + Fe = 3FeCl2
и даже 2FeCl3 + Cu = 2FeCl2 + CuCl2 (взаимодействие с менее
активным металлом!), а в (9) предлагалось провести лабораторный опыт«сюрприз» ZnCl2 (раствор) + Zn .
Целью нашего исследования было изучить, какие факторы влияют на
направление и скорость реакций между металлами и растворами солей.
В качестве объектов изучения влияния на происходящий процесс мы
рассматривали:
--- состояние поверхности металла (наличие оксидной пленки)
--- состав кислотного остатка
--- возможность неполного восстановления катиона металла с
переменной степенью окисления.
В классическом примере взаимодействия Fe с раствором CuSO4 мы
заменили Fe другими доступными металлами, в частности, Zn и Al, а сульфат
меди(II) – хлоридом. Возникли следующие гипотезы:
1. Al будет реагировать с солями меди, т.к. в электрохимическом
ряду алюминий расположен гораздо левее меди.
2. Al не будет реагировать с солями меди, т.к. его поверхность
покрыта плотной оксидной пленкой.
3. Реакция Zn с раствором CuSO4 практически не будет отличаться от
соответствующей реакции для Fe, т.к.оксидная пленка на
поверхности цинка непрочная, рыхлая и не должна существенно
влиять на процесс.
4. Для оценки возможности протекания реакций FeCl3 + Fe и FeCI3 + Cu
необходимо сравнить электродные потенциалы соответствующих
окислительно-восстановительных систем или произвести термодинамические
расчеты.
Выбор металлов и растворов солей для исследования был обусловлен
целью работы и их доступностью в условиях школьной лаборатории.
Выполнение исследования и полученные результаты
Для запланированных опытов использовали примерно 5%-ые растворы
CuSO4, CuCl2, FeSO4, FeCl 3, NaCl, NaNO3, гранулы Al, Zn, железную
стружку, HNO3(конц), раствор K3Fe(CN)6. Для каждого опыта брали 2-3
гранулы металла (или соответствующее количество стружки) и 5-6 мл
раствора соли.
В процессе выполнения работа была дополнена еще двумя опытами, для
которых дополнительно использовали Ag, оставшийся после проведения
реакции «серебряного зеркала», и раствор Na2CO3.
Состав исследуемых систем и результаты наблюдений представлены в
таблице.
1) Реакции металлов с солями меди (II).
№
Состав
Наблюдения
опыта
исследуемой
системы
1
Al + р-р CuSO4
Через 2 – 2,5 мин стало заметно выделение
небольшого количества газа
Через 8 и более минут – осаждение небольшого
количества меди на поверхности алюминиевых
гранул
2
Al + р-р CuCl2
Выделение газа заметно через 30 – 40 с, с
течением времени оно усиливается.
Хорошо заметно осаждение меди.
Через 15 – 20 минут голубой раствор
обесцветился
3
Al + р-р CuSO4 +3- Наблюдения аналогичны опыту 2
5 капель р-ра NaCl
4
Al + CuSO4 + 3-5
Наблюдения аналогичны опыту 1
капель NaNO3
5
Zn + CuSO4
Выделение газа.
Появление темно-серых хлопьев с краснокоричневыми вкраплениями у поверхности
металла.
Во всех случаях первым заметным признаком реакции было выделение
газа. Пробой на поджигание убедились, что этот газ – водород. Собирали газ
из второй пробирки, где его выделение было наиболее сильным.
Осаждение меди происходило через определенный промежуток времени.
Очевидно, вначале ионы водорода, образовавшиеся в результате гидролиза
соли меди (II) ( Cu2+ + H2O = CuOH+ + H+) , вызывали разрушение оксидной
пленки на поверхности алюминия: Al2O3 + 6H+ = 2Al3+ + 3H2O
Освобожденный от оксидной пленки металл вступал в реакцию с водой,
в результате чего и выделялся водород
2Al+6H2О = 2Al(OH)3 +3H2 
Такое объяснение выделения газа приведено в (6). На наш взгляд, более
правильным будет объяснить выделение водорода реакцией алюминия с
ионами Н+, имеющимися в растворе вследствие гидролиза соли
2Al + 6H+ = 2 Al3+ + 3H2 . Это подтверждается тем, что выделение газа в
течение некоторого времени усиливается из-за усиления гидролиза
вследствие связывания ионов Н+ .
В опыте 1 вначале вообще не наблюдалось признаков реакции; слабое
выделение газа и осаждение меди стало заметно лишь через некоторое время.
В опыте 2 особенно хорошо заметно выделение газа и осаждение меди
на поверхности Al. Металл буровато-красный, пористый, через поры
выделяется водород, который не позволяет меди образовать на поверхности
алюминия плотную пленку.
2Alº+3Cu2+=2Al3++3Cuº (алюминий окисляется, ионы меди
восстанавливаются).
Очевидно, ионы Cl- оказывают каталитическое действие в данной
реакции или способствуют разрушению оксидной пленки на поверхности
алюминия.
Для подтверждения роли хлорид-ионов (Cl-) в систему Al+CuSO
4
добавили небольшое количество (несколько капель) раствора NaCl (опыт 3).
Примерно через 1 минуту стало заметно протекание реакции. Так же как и в
предыдущем случае образуется медь (Cu) и выделяется водород (Н2). Мы
предполагаем, что небольшие по размеру хлорид-ионы (Cl-) способствуют
разрушению оксидной пленки на поверхности алюминия, благодаря чему и
протекает реакция.
В опыте 4 мы проверили, не оказывают ли подобного действия другие
ионы, например, NO3- и убедились, что такое влияние отсутствует.
В опыте 5 полученные результаты показали, что признаки реакции Zn +
p-p CuSO4 более сходны с признаками реакции Al + CuSO4: выделение газа,
рыхлый налет меди. Кроме того, появились темно-серые хлопья, которые
растворялись в соляной кислоте с выделением газа, что позволило сделать
вывод о том, что это цинк, перешедший из кристаллической модификации в
аморфную.
На этих примерах мы убедились в том, что существенную роль на состав
продуктов реакции оказывает процесс гидролиза соли. Рассмотрев
разрушение оксидной пленки на поверхности Al под воздействием ионов Н+,
мы решили рассмотреть возможность ее разрушения в слабощелочной среде
и провели опыт 6 – взаимодействие Al и р-ра Na2CO3. Наблюдали выделение
газа и образование белых студенистых хлопьев, растворимых в избытке и
кислоты, и щелочи. Возможно протекание следующих реакций:
Na2CO3 + H2O = NaHCO3 + NaOH (гидролиз)
2NaOH + Al2O3 = 2NaAlO2 + H2O
2Al + 6H2O =2Al(OH)3 + 3H2
Неоднозначное протекание реакций между металлом и раствором соли
возможно также при использовании солей, содержащих ионы металла с
переменной валентностью, например, солей железа. Рассмотренные нами
системы представлены в таблице
№
опыта
Состав
исследуемой
системы
Zn + р-р FeSO4
Наблюдения
Выделение газа,осаждение темно-серых
хлопьев
8
Zn + р-р FeCl3
Выделение газа
9
Fe + р-р FeCl3
Выделение газа
10
Cu + р-р FeCl3
---В опытах 7, 8, 9 наблюдали выделение водорода, т.к. Zn в первую
очередь восстанавливает из раствора не ионы железа, а ионы водорода Н+,
которые присутствуют в растворах вследствие гидролиза солей железа.
Через 10-15 минут исследовали состав продуктов реакции. Для этого
оставшиеся металлы мы отделили от раствора, промыли до отрицательной
пробы на ионы Fe2+ и Fe3+ соответственно в промывных водах и растворили в
соляной кислоте – чтобы обнаружить, происходило ли осаждение железа.
Эксперимент показал, что в системе 7 железо осаждалось, а в системе 8 –
нет (в растворе не было обнаружено ионов железа). Однако, когда систему 8
оставили на 1час и более, то железо в продуктах реакции было обнаружено.
В продуктах реакции 8, проводимой меньший промежуток времени,
обнаружили только ионы Fe2+. Происходили реакции
Fe SO4 + Zn = Fe + ZnSO4 (опыт 7)
2FeCl3 + Zn = 2FeCl2 + ZnCl2 (опыт 8)
FeCl2 + Zn = Fe + ZnCl2 (опыт 8)
7
Наличие ионов Fe2+ проверяли реакцией с красной кровяной солью –
гексацианоферратом калия K3[Fe(CN)6]. Растворенные в соляной кислоте
металлы при добавлении гексацианоферрата образовали темно-синий осадок
турнбулевой сини (опыт 7, 8). Первоначально в опыте 8 обнаружили
восстановление ионов Fe3+ до Fe2+.
Окислительные свойства ионов Fe(3+) в водных растворах проявляются
по отношению ко многим металлам. Кроме реакции хлорида железа (III) с
цинком мы исследовали возможность взаимодействия его с железом и даже с
таким малоактивным металлом, как медь (опыты 9, 10). Во всех случаях
результат был положительным, т.е. реакции протекали. Процессы
выражаются уравнениями
2FeCl3+Fe=3FeCl2
2FeCl3+Cu=2FeCl2+CuCl2
Для этих, казалось бы необычных реакций, произведены
термодинамические расчеты. Изменение энергии Гиббса в первом случае = 116,6 кДж, во втором = -82,9 кДж. Реакции идут с понижением энергии
системы, т.е. энергетически целесообразны. E Cu2+/Cu = +0,344B, E Fe3+/Fe2+ =
+0,77 B. Поскольку Е2 больше Е1, окислительно-восстановительный процесс
будет протекать. Восстановление Fe3+ до Fe0 невозможно, т.к. ЕFe3+/Fe0 = -0,036
В.
Дополнительно для исследования возможности неполного
восстановления металла была проведена реакция раствора CuCl2 c Ag,
оставшимся после проведения реакции «серебряного зеркала», в которой
происходило медленное растворение серебра и помутнение раствора
вследствие реакции
CuCl2 + Ag = CuCl + AgCl
Выводы
Таким образом, проведя данные исследования, мы пришли к следующим
выводам:
 Скорость протекания реакций взаимодействия металлов и раствора
соли зависит не только от взаимного расположения металлов в
электрохимическом ряду, но и от состояния поверхности металла и
от состава кислотного остатка.
 Возможность побочных реакций, например, вследствие гидролиза
соли, может влиять на состав конечных продуктов.
 Восстановление ионов металла с переменной валентностью не
всегда происходит непосредственно до свободного металла (Меº),
может происходить лишь понижение заряда его иона.
 Возможность протекания реакции металла с раствором соли и состав
продуктов реакции определяется электродными потенциалами
процессов Меn+/Меº или Меn+/Меn1+ и согласуется с общим правилом
определения направления окислительно-восстановительных процессов:
система с большим электродным потенциалом является окислителем
по отношению к системе с меньшим электродным потенциалом.